Найпростіша органічна сполука - метан. Його молекула складається з п'яти атомів - одного атома вуглецю та чотирьох атомів водню, рівномірно розподілених у просторі навколо цього центрального атома вуглецю. Тут ми стикаємося насамперед із найважливішим постулатом органічної хімії - у всіх незаряджених органічних молекулах вуглець завжди чотиривалентний. Графічно це виявляється у тому, що він має бути з'єднаний з хімічними символами інших елементів або того ж вуглецю чотирма рисками. У метані всі чотири атоми водню знаходяться на однаковій відстані від атома вуглецю та максимально віддалені один від одного у просторі.

У молекулі метану атом вуглецю знаходиться в центрі правильного тетраедра, а чотири атоми водню - за його вершинами.

Такий вигляд має молекула метану з урахуванням розмірів атомів.

Щоб побудувати модель молекули, візьмемо тетраедр, тобто правильний чотиригранник, складений із рівносторонніх трикутників, і помістимо до його центру атом вуглецю. Атоми водню розташуються на вершинах тетраедра. З'єднаємо всі водні із центральним атомом вуглецю. Кут між двома такими лініями становитиме 109 градусів і 28 хвилин.

Отже, ми збудували модель метану. Але які розміри молекул насправді? Останні десятиліття з допомогою фізичних методів дослідження (про них мова попереду) вдається точно визначити міжатомні відстані молекулах органічних сполук. У молекулі метану відстань між центрами атома вуглецю та будь-якого водневого атома дорівнює 0,109 нм (1 нанометр, нм, дорівнює 10 -9 м). Щоб уявити, як виглядає молекула у просторі, користуються моделями Стюарта - Бриглеба, у яких атоми зображуються кульками певного радіусу.

Тепер поставимо таке запитання: які сили пов'язують атоми в молекулі органічної сполуки, чому атоми водню не відриваються від вуглецевого центру?

Атом вуглецю складається з позитивно зарядженого ядра (його заряд дорівнює +6) і шести електронів, що займають різні орбіталі навколо ядра, кожній з яких відповідає певний рівень енергії.

* (Орбіталь можна як область простору, у якій найбільша ймовірність зустріти електрон)

Два електрони займають найнижчу, найближчу до ядра орбіталь. Вони найбільше взаємодіють зі "своїм" ядром і участі в утворенні хімічних зв'язків не беруть. Інша справа - решта чотирьох електронів. Вважають, що у так званому незбудженому атомі вуглецю, тобто в окремому атомі, що не утворює жодних зв'язків з іншими атомами, ці електрони розташовуються таким чином: два на нижньому підрівні sі два на вищому підрівні р. Дещо спрощено і схематично можна вважати, що хмара, яка утворює електрон, що знаходиться на s-підрівні, має форму сфери. Хмари р-електронів виглядають об'ємними вісімками, причому ці вісімки можуть бути розташовані в просторі вздовж осей х, yі z. Відповідно до цього в кожному атомі є три р-орбіталі: p x , р yі p z. Отже, кожна орбіталь в атомі має певну форму і особливим чином розташована у просторі.

Щоб вступити у взаємодію Космосу з іншими атомами, утворити із нею хімічні зв'язки, атом вуглецю повинен передусім перейти у особливе, збуджений стан.При цьому один електрон перескакує з s-орбіталі на p-орбіталь. В результаті один електрон займає сферичну s-орбіталь, а три інших електрона утворюють три орбіталі-вісімки. Проте таке становище атому енергетично невигідне. Нижчою енергії атома відповідають чотири однакові орбіталі, симетрично розташовані у просторі. Тому відбувається змішування, усереднення, або, як то кажуть, гібридизаціянаявних орбіталей, і в результаті виходять чотири нові однакові орбіталі.

Ці орбіталі-гібриди також схожі на вісімки, але вісімки однобокі: електронна щільність майже повністю зміщена в один бік. Такі гібридизовані орбіталі позначаються sp 3(за кількістю електронів з різних не гібридних орбіталей, що беруть участь у їх освіті: один з s-орбіталі і три - з р-орбіталі).

Як же влаштовано молекулу метану? До кожної з чотирьох гібридних орбіталей, спрямованих від атома вуглецю в різні боки (а точніше, в кути уявного тетраедра, який можна побудувати навколо нього), підходять атоми водню Н. Атом водню-це ядро ​​із зарядом +1 (для легкого ізотопу звичайного водню - Просто), і один електрон, що займає сферичну орбіталь навколо протона. Хмари "вуглецевих" та "водневих" електронів перекриваються, а це і означає утворення хімічного зв'язку. Чим сильніше перекриваються хмари електронів різних атомів, тим міцніший зв'язок. Тепер стає зрозумілим, чому гібридизовані орбіталі вигідніші - адже така однобока, випнута в один бік вісімка може набагато сильніше перекриватися з хмарою водневого електрона, ніж протяжні в просторі не гібридні орбіталі. Зазначимо, що ці міркування мають дещо умовний характер: чистий, так би мовити, одиночний і незбуджений атом вуглецю не існує реально. Тому немає сенсу обговорювати, як насправді відбуваються всі ці трансформації орбіталей, звані гібридизацією. Однак для зручності опису хімічних зв'язків за допомогою формул та чисел такі умовності виявляються корисними. Ми в цьому ще неодноразово переконаємось.

Як отримати метан?

Один із найпростіших шляхів - подіяти водою на карбід алюмінію:

Однак карбід алюмінію - дуже дорога вихідна речовина для отримання такого звичайного, такого дешевого продукту, як метан, і отримувати його з інших сполук немає потреби - адже природний газ на 85-98% складається з метану.

Метан - одна з основних "цеглинок", з яких можна будувати органічні сполуки. Які ж це сполуки та як їх отримати з метану?

Взагалі метан - речовина порівняно інертна, і набір хімічних реакцій, які можна з ним провести, невеликий.

Візьмемо суміш двох газів - метану та хлору і помістимо її у скляну посудину. Якщо цю посудину тримати в темряві, то жодної реакції немає. Але спробуємо висвітлити склянку сонячним світлом.

Квант світла взаємодіє з молекулою хлору, в результаті молекула розщеплюється на дві частини - два атоми хлору:

Атоми набагато активніше молекул, вони відразу атакують молекули метану і захоплюють атоми водню. При цьому утворюються молекули хлористого водню НСl і дуже нестійкі, дуже активні частинки, так звані металеві радикали ⋅СН 3:

В результаті виходить вже відомий нам атом хлору (його подальшу долю неважко передбачити: він атакує нові молекули метану, і все повторюється) і хлорметан, або метилхлорид, - похідне метану, в якому один з атомів водню замінено хлором.

Реакція, про яку ми розповіли, належить до розряду так званих ланцюгових реакцій, в яких кожна стадія, як у ланцюгу, пов'язана з попередньою та наступною. Активні частинки – продукт однієї стадії (тут це атоми хлору та металеві радикали ⋅СН 3) – використовуються в наступній стадії як вихідні речовини. Відкриття ланцюгових реакцій було однією з великих подій в історії хімічної науки, а академік Н. Н. Семенов та англійський вчений С. Н. Хіїшельвуд за внесок у вивчення таких реакцій та створення їхньої теорії були удостоєні Нобелівської премії.

Якщо в реакцію вводити такі кількості реагентів, щоб одну молекулу хлору припадало дві молекули метану, то ми отримаємо переважно хлористий метил СН 3 Сl. Якщо ж взяти хлор надлишку, то реакція заміщення піде далі і вийде, крім хлористого метилу, ще хлористий метилен СН 2 Сl 2 , хлороформ СНСl 3 і, нарешті, продукт повного заміщення водню на хлор, чотирихлористий вуглець ССl 4:

Але не забуватимемо про наше завдання: побудувати різні складні молекули з простих цеглинок-молекул метану. Для цього нам знадобиться метилхлорид. Якщо вплинути на це з'єднання металевим натрієм, то з кожних двох молекул СН 3 Сl утворюється одна молекула етану, в якій є зв'язок.

Що таке етан? Це метан, в якому один із водень замінений на радикал метил ⋅СН 3 . А сам цей радикал, як ми знаємо, виходить при відриві від метану одного водневого атома.

Якщо тепер в етані замістити один із водень (будь-який атом) на метил, то ми отримаємо нову речовину - пропан СН 3 -СН 2 -СН 3 . Як це можна зробити практично, ми знаємо: спочатку в метані та етані замістити один водень на хлор і потім подіяти на суміш метил-і етилхлориду натрієм (ця реакція називається реакцією Вюрца на честь французького хіміка, що її відкрив):

Ходімо далі. Замістимо в пропані один із атомів водню на хлор. Виявляється, тепер уже не байдуже, який атом заміщати! Заміщаючи водень при крайньому атомі вуглецю (таких атомів два) або при середньому, ми отримаємо дві різні сполуки: нормальний пропілхлорид ( н-пропілхлорид) та ізопропілхлорид:

Замінимо тепер у кожному з цих сполук атоми хлору на металеві групи. Ми отримаємо два різні бутани - нормальний (тобто не розгалужений) бутан ( н-бутан) та з-бутан:

Приставимо до отриманих молекул ще по "цеглині". Почнемо з н-бутану. Тут можна замістити на метил один із крайніх атомів водню. Отримаємо нормальний пентан. Можна замістити один із середніх водень. Прийдемо до з-Пентану. Мабуть, з н-бутану більше нічого нового не отримаєш. Звернемося до з-бутану. Якщо в ньому замістити один із крайніх водень (у СН 3 -групах), то прийдемо до згадуваного з-Пентану, а замінюючи середній єдиний атом водню, отримаємо неопентан:

Продовжувати цю процедуру можна нескінченно. Всі ці сполуки називаються вуглеводнями(точніше - граничними, насиченими вуглеводнями, або алканами), тому що складаються вони всього з двох елементів-вуглецю та водню. У будь-якому алкані кількість водневих атомів становить 2 n+ 2, де n- Число вуглецевих атомів. Тому формулу граничного вуглеводню можна у загальному вигляді записати так: nН 2n+2 .

У побудові наших структур ми, треба сказати, зупинилися. Справа в тому, що кількість можливих ізомерів катастрофічно швидко зростає із збільшенням числа вуглецевих атомів у молекулі алкану. Так, для декана, вуглеводню З 10 Н 22 , можливо 75 різних ізомерів, число ізомерів для вуглеводню З 20 Н 42 (ейкозан) дорівнює 366 319. Кількість ж можливих ізомерів для тетраконтану, вуглеводню З 40 Н 82 , навіть важко собі 491 178 805 831.

Тепер стає зрозуміло, чому вже сьогодні відома така величезна кількість органічних сполук – кілька мільйонів – і чому у цьому відношенні хімія органічна далеко обігнала хімію неорганічну. Адже досі йшлося лише про найпростіших представників органічних речовин - про насичені вуглеводні.

Ми виводили низку ізомерних вуглеводнів з метану, користуючись реакцією Вюрца. Однак на практиці так ніхто не робить. Справа в тому, що найпростіші вуглеводні поряд з метаном містяться в природному газі, склад якого різний для різних родовищ. Наприклад, у газі Північно-Ставропольського родовища міститься 85 % метану, близько 5 % етану, 2,5 % пропану та 1,4 % пентану та більш важких вуглеводнів. Газ Газлінського родовища складається з метану на 98%, етану в ньому лише 1,6%. Багато вуглеводнів у нафті, але про це – у наступних розділах.

Вуглеводні нижчі – метан, етан, пропан та бутан – безбарвні гази без запаху або зі слабким запахом бензину. Вуглеводні від пентану до пентадекану З 15 Н 32 - рідини і, нарешті, вищі вуглеводні при звичайній температурі - тверді речовини.

У міру збільшення числа атомів вуглецю зростає температура кипіння та плавлення сполуки.

Граничні вуглеводні мають іншу назву - парафіни, що відображає їх хімічну інертність (латиною parum affinis- мале спорідненість). І все ж таки вони досить широко застосовуються в хімічній промисловості для отримання найрізноманітніших речовин. Основні напрямки промислового використання метану показано на схемі.

Перш ніж закінчити розмову про метані та граничні вуглеводні, відповімо на одне питання: як здійснюється зв'язок у парафінах між двома атомами вуглецю, наприклад, в етані? Тут все просто - навколо кожного вуглецевого атома є, як і в метані, чотири гібридизовані sр 3 -орбіталі, три з них здійснюють зв'язки з атомами водню, а одна перекривається точно з такою ж орбіталлю іншого вуглецевого атома. Довжина зв'язку С-С становить 0154 нм.

У молекулі аміаку електрони навколо атома азоту також розташовуються на sp 3 -гібридизованих орбіталях. Аналогічна картина спостерігається й у разі молекули води.

NH 3 H 2 O

При sp 3 -гібридизації орбіталей атом вуглецю може давати лише прості s-зв'язки. При утворенні вуглецем подвійного зв'язку вдаються до sp 2 гібридизації (рис. 7). У цьому випадку в гібридизації бере участь одна 2s і дві орбіталі 2p і одна орбіталь 2p залишається негібридною. Орбіталі sp 2 еквівалентні, їх осі копланарні і утворюють між собою кут 120 про; негібридна 2p орбіталь перпендикулярна площині гібридних орбіталей.

Рис. 7 sі

двох2 pорбіталей з утворенням трьох sp 2-гібридних орбіталей.

При утворенні вуглецем потрійного зв'язку вдаються до sp гібридизації. У цьому випадку в гібридизації беруть участь одна 2s і одна орбіталі p і дві орбіталі 2p залишаються негібридними (рис.8).

Рис. 8Зображення математичної процедури гібридизації однієї 2 sі од

ной2 pорбіталей з утворенням двох sp-гібридних орбіталей.

ацетилен

Упр.13. Опишіть зв'язки між атомами в молекулах (а) етанової кислоти, (б) етаналю, етанаміду в терміні атомних орбіталей та передбачте всі валентні кути.

Відповідь(а)

Довжина та енергія зв'язку

Загальні електронні пари утримують два зв'язувані атоми на певній відстані званій довжиною зв'язку. Довжина зв'язку між атомами приблизно дорівнює сумі ковалентних радіусів (r) (табл. 2), що дозволяє обчислити довжини будь-яких зв'язків. l A - B = r A + r B

Таблиця 2

Ковалентні радіуси (r) деяких елементів, Å

Упр. 14. Уобчисліть довжини зв'язків для (а) С-Н, (б) С-С, (в) C=C та (г) CºС,

(д.) С-О, (е) C=O, (ж) C-Cl, … Значення ковалентних радіусів наведено в табл. 1.2.

Відповідь(а) 0,77 + 0,37 = 1,14 Å, (б) 2 х 0,77 = 1,54 Å, (в) 2 х 0,67 = 1,34 Å, (г) …

У випадку зі збільшенням числа зв'язків між двома атомами їх довжина зменшується. У деяких молекулах довжина зв'язку вуглець-вуглець виявляється проміжною між довжиною одинарної (1.54Å) та подвійної (1.33Å) зв'язків. І тут говорять про порядок зв'язку. Наближене значення порядку такого зв'язку можна знайти графічно.

Енергія це здатність виконувати роботу. Рухомий предмет має кінетичну енергію. Якщо предмети притягуються або відштовхуються між собою, то вони мають потенційну енергію. Дві кульки з'єднані між собою пружиною можу мати потенційну енергію, якщо пружина натягнута або стиснута. Якщо пружина розтягнута, то між кульками є енергія тяжіння, а якщо вона стиснута енергія відштовхування. Якщо дати пружині

розслабитися, то в обох випадках потенційна енергія кульок перетвориться на кінетичну енергію.

Хімічна енергія – це одна з форм потенційної енергії. Вона існує, тому що різні частини молекул притягуються чи відштовхуються між собою. Чим більшу потенційну енергію має предмет, тим менш він стабільний . При реакціях хімічна енергія може вивільнятися як теплової енергії.

Визначити абсолютний вміст енергії у молекулі практично неможливо. І тому йдеться лише про відносної потенційної енергіїмолекул. Відносну потенційну енергію молекул зручно представляти у вигляді відносної ентальпії. Різницю у відносних ентальпії реагентів і продуктів при реакціях позначають DH °. Для екзотермічних реакцій DH має негативне значення, а ендотермічних - позитивне. При освіті молекули водню з атомів тепло виділяється, а при розщепленні молекули водню на атоми тепло має підбиватися:

H· + H· ¾® H¾H DH° = –104 ккал/моль (–435 кДж/моль)

Н-Н ¾® H· + H· DH° = +104 ккал/моль (+435 кДж/моль)

1 ккал = 4.184 кДж

При освіті молекули хлору з атомів енергії виділяється менше, ніж при освіті молекули водню:

Сl + Cl ¾® Сl¾Cl DH° = –58 ккал/моль

Cl-Cl ¾® Cl·+Cl·DH° = +58 ккал/моль

Таблиця 3

Енергії зв'язків, ккал/моль.

Якщо порівняти енергії простий, подвійний і потрійний вуглець-вуглецевих зв'язків, то можна бачити, що енергія подвійного зв'язку менш ніж у два рази, а потрійний менш ніж утричі більша за енергію простого зв'язку С-С. Тому перетворення кратних зв'язків на прості, наприклад, при полімеризації супроводжується виділенням енергії.

Енергія зв'язку (Е), ккал/моль 88146200

Для інших елементів найчастіше спостерігається зворотна картина. Наприклад, при переході від простого до подвійного і потрійного азот-азотних зв'язків їх енергія більш ніж подвоюється і потроюється.

Енергія зв'язку (Е), ккал/моль 38 100 226

Таким чином, для вуглецю вигідно утворення вуглецевих ланцюгів, а для азоту – двоатомних молекул. Азот-азотні ланцюги можуть складатися лише з чотирьох атомів.

>> Хімія: Валентні стани атома вуглецю

Ви вже знаєте, що електронні орбіталі характеризуються різними значеннями енергії, різною геометричною формою та спрямованістю у просторі. Так, 1s-орбіталь має нижчу енергію. Потім слідує 2s-орбіталь, що володіє вищою енергією. Обидві ці орбіталі мають форму сфери. Природно, 2s-орбіталь більше 1-орбіталі: велика енергія є наслідком більшої середньої відстані між електронами і ядром. Три 2s-орбіталі гантелеподібної форми з рівною енергією спрямовані вздовж осей координат. Отже, вісь кожної 2р-орбіталі перпендикулярна до осей двох інших 2р-орбіталей.

Атоми вуглецю, що входять до складу органічних сполук, завжди будуть чотиривалентні, мають електронну конфігурацію 1s 2 2s 2 2р 2 і можуть знаходитися в трьох валентних станах.

Перше валентне стан атома вуглецю розглянемо з прикладу молекули метану СН4.

При утворенні молекули метану СН4 атом вуглецю з основного стану переходить у збуджений стан і має чотири неспарені електрони: один і три р-електрони, які беруть участь в утворенні чотирьох а-зв'язків з чотирма атомами водню. При цьому слід очікувати, що три зв'язки С-Н, утворені за рахунок парування трьох р-електро-нов атомів вуглецю з трьома електронами трьох атомів водню (s-р), повинні б відрізнятися від четвертого (s-s) зв'язку міцністю, довжиною, напрямом. Розрахунок електронної щільності в кристалах метану показує, що зв'язки у його молекулі рівноцінні і спрямовані до вершини тетраедра. Це пояснюється тим, що при освіті молекули метану ковалентні зв'язки виникають за рахунок взаємодії не «чистих», а так званих гібридних, тобто усереднених за формою та розмірами (а отже, і за енергією), орбіталей.

Гібридизацією орбіталей називається процес вирівнювання їх формою та енергії.

Число гібридних орбіталей дорівнює числу вихідних орбіталей. Порівняно з ними гібридні орбіталі більш витягнуті у просторі, що забезпечує їх повніше перекривання з орбіталями сусідніх атомів.

У молекулі метану та в інших алканах, а також у всіх органічних молекулах за місцем одинарного зв'язку атоми вуглецю будуть перебувати в стані sр 3 -гібридизації, тобто у атома вуглецю гібридизації зазнали орбіталі одного s- і трьох р-електронів і утворилися чотири однакові гібридні орбіталі.

В результаті перекриття чотирьох гібридних sр 3 -орбіталей атома вуглецю і s орбіталей чотирьох атомів водню утворюється тетраедрическая молекула метану з чотирма однаковими а-зв'язками під кутом 109°28". Якщо в молекулі метану замінити один атом водню на групу СН СН3-СН3.

Атом вуглецю, при якому знаходяться три атоми водню та один атом вуглецю, називають первинним.

У молекулі етану існує одинарний (її іноді називають ординарним, звичайним) неполярний вуглець-вуглецевий зв'язок довжиною 0,154 нм.

У молекулі пропану СН3-СН2-СН3 при центральному атомі вуглецю знаходяться два атоми водню і два атоми вуглецю. Такий атом називають вторинним.

Якщо атом вуглецю пов'язаний з трьома вуглецевими атомами, то говорять про третинний атом:

СН3 – СН – СН3
CH3

Вуглець, при якому знаходяться чотири атоми вуглецю, називається четвертинним:

CH3
СН3 - С - СН3
CH3

Другий валентний стан атома вуглецю розглянемо з прикладу молекули етилену С2Н4. Як ви пам'ятаєте, в ній між атомами вуглецю подвійний зв'язок, який відображається в структурній формулі двома однаковими рисками:

Зв'язки, відбиті цими рисками, хоч і ковалентні, але різні за способом перекривання - одна з них а, інша - п.

У молекулі етилену кожен атом вуглецю з'єднаний не з чотирма, а з трьома іншими атомами (з одним атомом вуглецю і двома атомами водню), тому в гібридизацію вступають тільки три електронні орбіталі: одна і дві р, тобто відбувається sр 2 -гібридизація. Ці три орбіталі розташовуються в одній площині під кутом 120° один до одного. Орбіталі кожного атома вуглецю перекриваються з s-орбіталями двох атомів водню і з однією такою ж sp2-rm6-рідною орбіталлю сусіднього атома вуглецю і утворюють три а-зв'язку під тим же кутом 120°. Отже, молекула етилену матиме площинну будову. Дві р-орбіталі атомів вуглецю, які не беруть участь у гібридизації, будуть перекриватися у двох областях, перпендикулярних до площини молекули («бічне перекривання»), і утворюють п-зв'язок.

Однак «бічне» перекривання р-орбіталей відбувається меншою мірою, ніж р-орбіталей по лінії зв'язку, і, крім цього, воно утворюється на більшому віддаленні від ядер атомів, що зв'язуються. Тому я-зв'язок буде менш міцним, ніж п-зв'язок. Проте під впливом п-зв'язки атоми вуглецю ще більше зближуються друг з одним: у молекулах метану СН4 і етану С2Н6 відстань між ядрами атомів (довжина зв'язку) становить 0,154 нм, а молекулах етилену С2Н4 - 0,134 нм.

Третій валентний стан атома вуглецю розглянемо на прикладі молекули ацетилену С2Н2, в якій реалізується потрійний зв'язок СН = СН: одна а-зв'язок і два я-зв'язку. Молекула ацетилену має лінійну будову, тому що в ній кожен атом вуглецю з'єднаний а-зв'язками тільки з двома іншими атомами - атомом вуглецю та атомом водню, при цьому відбувається вр-гібридизація, в якій беруть участь лише дві орбі-талі - одна s і одна р . Дві гібридні орбіталі орієнтуються одна щодо одної під кутом 180° і утворюють дві п-зв'язку з s-орбіталлю атома водню та ще одну п-зв'язки, розташовані у взаємно перпендикулярних площинах

Поява третього зв'язку зумовлює подальше зближення атомів вуглецю - відстань з-поміж них (довжина З=-З зв'язку) у молекулі ацетилену дорівнює 0,120 нм.

1. Які типи гібридизації електронних орбіталей атома вуглецю ви знаєте?

2. Порядок сполуки атомів у молекулах відображають структурні формули. Визначте тип гібридизації кожного атома вуглецю в молекулі бутадієну-1,2, якщо його структурна формула

3. Скільки орбіталей другого енергетичного рівня атома вуглецю не бере участі в яргібридизації; в яр2-гібридизації; в яр3-гібридизації?

4. Чому рівні кути між осями вуглецевого атома для:

а) sр 2 -гібридних орбіталей;

б) sр-гібридних орбіталей;

в) sр-гібридної та негібридної р-орбіталей;

г) негібридних р-орбіталей;

д) sр 3-гібридних орбіталей?

Зміст уроку конспект урокуопорний каркас презентація уроку акселеративні методи інтерактивні технології Практика завдання та вправи самоперевірка практикуми, тренінги, кейси, квести домашні завдання риторичні питання від учнів Ілюстрації аудіо-, відеокліпи та мультимедіафотографії, картинки графіки, таблиці, схеми гумор, анекдоти, приколи, комікси притчі, приказки, кросворди, цитати Додатки рефератистатті фішки для допитливих шпаргалки підручники основні та додаткові словник термінів інші Удосконалення підручників та уроківвиправлення помилок у підручникуоновлення фрагмента у підручнику елементи новаторства на уроці заміна застарілих знань новими Тільки для вчителів ідеальні урокикалендарний план на рік методичні рекомендації програми обговорення Інтегровані уроки

Продовження. Початок див. № 15, 16/2004

Урок 5. Гібридизація
атомних орбіталей вуглецю

Ковалентний хімічний зв'язок утворюється за допомогою загальних зв'язувальних електронних пар за типом:

Утворювати хімічну зв'язок, тобто. створювати загальну електронну пару з «чужим» електроном від іншого атома можуть лише неспарені електрони. Неспарені електрони при записі електронних формул знаходяться по одному в клітині-орбіталі.
Атомна орбіталь– це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра атома. Електронна хмара – це область простору, де з високою ймовірністю може бути виявлений електрон.
Для узгодження електронної будови атома вуглецю та валентності цього елемента користуються уявленнями про порушення атома вуглецю. У нормальному (незбудженому) стані атом вуглецю має два неспарені 2 р 2-електрона. У збудженому стані (при поглинанні енергії) один з 2 s 2 -електрон може переходити на вільну р-орбіталь. Тоді в атомі вуглецю з'являється чотири неспарені електрони:

Нагадаємо, що в електронній формулі атома (наприклад, для вуглецю 6 С – 1 s 2 2s 2 2p 2) великі цифри перед літерами – 1, 2 – позначають номер енергетичного рівня. Літери sі рвказують форму електронної хмари (орбіталі), а цифри праворуч над літерами говорять про кількість електронів на цій орбіталі. всі s-орбіталі сферичні:

На другому енергетичному рівні, крім 2 s-орбіталі є три 2 р-орбіталі. Ці 2 р-орбіталі мають еліпсоїдну форму, схожу на гантелі, і орієнтовані у просторі під кутом 90° один до одного. 2 р-Орбіталі позначають 2 р х, 2р yі 2 р zвідповідно до осей, вздовж яких ці орбіталі розташовані.

При утворенні хімічних зв'язків електронні орбіталі набувають однакової форми. Так, у граничних вуглеводнях поєднуються одна s-орбіталь і три р-орбіталі атома вуглецю з утворенням чотирьох однакових (гібридних) sр 3-орбіталей:

Це – sр 3-гібридизація.
Гібридизація- Вирівнювання (змішування) атомних орбіталей ( sі р) з утворенням нових атомних орбіталей, званих гібридними орбіталями.

Гібридні орбіталі мають асиметричну форму, витягнуту у бік атома, що приєднується. Електронні хмари взаємно відштовхуються та розташовуються у просторі максимально далеко один від одного. При цьому осі чотирьох sр 3-гібридних орбіталейвиявляються спрямованими до вершин тетраедра (правильної трикутної піраміди).
Відповідно кути між цими орбіталями - тетраедричні, рівні 109 28 ".
Вершини електронних орбіталей можуть перекриватися з інших атомів орбіталями. Якщо електронні хмари перекриваються по лінії, що з'єднує центри атомів, то такий ковалентний зв'язок називають сигма()-зв'язком. Наприклад, у молекулі етану З 2 Н 6 хімічний зв'язок утворюється між двома атомами вуглецю перекриттям двох гібридних орбіталей. Це зв'язок. Крім того, кожен з атомів вуглецю своїми трьома. sр 3 -орбіталями перекривається з s-орбіталями трьох атомів водню, утворюючи три зв'язку.

Усього для атома вуглецю можливі три валентні стани з різним типом гібридизації. Крім sр 3-гібридизації існує sр 2 - і sр-гібридизація.
sр 2 -Гібридизація– змішування однієї s- і двох р-орбіталей. В результаті утворюються три гібридні sр 2-орбіталі. Ці sр 2 -орбіталі розташовані в одній площині (з осями х, у) і спрямовані до вершин трикутника з кутом між орбіталями 120°. Негібридизована
р-орбіталь перпендикулярна до площини трьох гібридних sр 2 -орбіталей (орієнтована вздовж осі z). Верхня половина р-орбіталі знаходиться над площиною, нижня половина - під площиною.
Тип sр 2 -гібридизації вуглецю буває у сполук з подвійним зв'язком: З=З, З=О, З=N. Причому тільки один із зв'язків між двома атомами (наприклад, С=С) може бути -зв'язком. (Інші зв'язувальні орбіталі атома направлені в протилежні сторони.) Другий зв'язок утворюється в результаті перекриття негібридних р-орбіталей по обидві сторони лінії, що з'єднує ядра атомів.

Ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бокового перекривання р-орбіталей сусідніх вуглецевих атомів, називається пі()-зв'язком.

Освіта -зв'язку

Через менше перекривання орбіталей зв'язок менш міцна, ніж зв'язок.
sр-Гібридизація- це змішування (вирівнювання за формою та енергії) однією s-та однією
р-орбіталей з утворенням двох гібридних sр-орбіталей. sр-Орбіталі розташовані на одній лінії (під кутом 180 °) і направлені в протилежні сторони від ядра атома вуглецю. Дві
р-орбіталі залишаються негібридизованими. Вони розміщені взаємно перпендикулярно
напрямків-зв'язків. На малюнку sр-орбіталі показані вздовж осі y, а негібридизовані дві
р-орбіталі-вздовж осей хі z.

Потрійний вуглець-вуглецевий зв'язок СС складається з зв'язку, що виникає при перекриванні
sp-гібридних орбіталей, і двох -зв'язків.
Взаємозв'язок таких параметрів атома вуглецю, як число приєднаних груп, тип гібридизації і типи хімічних зв'язків, що утворюються, показано в таблиці 4.

Таблиця 4

Ковалентні зв'язки вуглецю

Кількість груп, пов'язаних з вуглецем	Тип гібридизації	Типи беруть участь хімічних зв'язків	Приклади формул сполук
4	sp 3	Чотири - зв'язки
3	sp 2	Три - зв'язки та одна - зв'язок
2	sp	Дві - зв'язки і два-зв'язки	H–CC–H

Вправи.

1. Які електрони атомів (наприклад, вуглецю чи азоту) називають неспареними?

2. Що означає поняття «загальні електронні пари» у з'єднаннях із ковалентним зв'язком (наприклад, СН 4 абоН 2 S )?

3. Які електронні стани атомів (наприклад, або N ) називають основними, а які збудженими?

4. Що означають цифри та літери в електронній формулі атома (наприклад, С або N )?

5. Що таке атомна орбіталь? Скільки орбіталей на другому енергетичному рівні атома С і чим вони відрізняються?

6. У чому відмінність гібридних орбіталей від вихідних орбіталей, у тому числі вони утворилися?

7. Які типи гібридизації відомі для атома вуглецю і в чому вони полягають?

8. Намалюйте картинку просторового розташування орбіталей одного з електронних станів атома вуглецю.

9. Які хімічні зв'язки називають і які? Вкажіть-і-зв'язки у з'єднаннях:

10. Для атомів вуглецю наведених нижче сполук зазначте: а) тип гібридизації; б) типи його хімічних зв'язків; в) валентні кути.

Відповіді на вправи до теми 1

Урок 5

1. Електрони, що знаходяться по одному на орбіталі, називають неспареними електронами. Наприклад, в електронографічній формулі збудженого атома вуглецю – чотири неспарені електрони, а в атома азоту – три:

2. Два електрони, що беруть участь в утворенні одного хімічного зв'язку, називають загальною електронною парою. Зазвичай до утворення хімічного зв'язку один із електронів цієї пари належав одному атому, а інший електрон – іншому атому:

3. Електронне стан атома, у якому дотримується порядок заповнення електронних орбіталей: 1 s 2 , 2s 2 , 2p 2 , 3s 2 , 3p 2 , 4s 2 , 3d 2 , 4p 2 і т.д., називають основним станом. У збудженому станіодин із валентних електронів атома займає вільну орбіталь з вищою енергією, такий перехід супроводжується роз'єднанням спарених електронів. Схематично це записують так:

Тоді як в основному стані було лише два валентні неспарені електрони, то в збудженому стані таких електронів стає чотири.

5. Атомна орбіталь - це функція, яка описує щільність електронної хмари у кожній точці простору навколо ядра даного атома. На другому енергетичному рівні атома вуглецю чотири орбіталі – 2 s, 2р x, 2р y, 2р z. Ці орбіталі різняться:
а) формою електронної хмари ( s- Куля, р- Гантель);
б) р-орбіталі мають різну орієнтацію у просторі – вздовж взаємно перпендикулярних осей x, yі z, їх позначають р x, р y, р z.

6. Гібридні орбіталі відрізняються від вихідних (негібридних) орбіталей формою та енергією. Наприклад, s-орбіталь - форма сфери, р– симетрична вісімка, sp-Гібридна орбіталь - асиметрична вісімка.
Відмінності по енергії: E(s) < E(sр) < E(р). Таким чином, sp-орбіталь – усереднена формою та енергії орбіталь, отримана змішуванням вихідних s- і p-орбіталей.

7. Для атома вуглецю відомі три типи гібридизації: sp 3 , sp 2 та sp (див. текст уроку 5).

9. -зв'язок - ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом лобового перекривання орбіталей по лінії, що з'єднує центри атомів.
-зв'язок - ковалентний зв'язок, що утворюється шляхом бокового перекривання р-орбіталей по обидві сторони лінії, що з'єднує центри атомів.
-Зв'язки показують другою та третьою рисою між з'єднаними атомами.

У разі гомоядерних молекул ми проводили комбінацію $AO$, користуючись правилом, згідно з яким найбільше взаємодіють орбіталі однакової енергії. У гетероядерних молекулах типу $AB$ енергетичні рівні атомів $A$ і $B$ неоднакові, тому важко однозначно стверджувати, які орбіталі комбінуватимуться. Для випадку $LiH$ це показано на рис. 1.

Рисунок 1. Енергетичні рівні $АТ$, $Li$ та $Н$

Представлені багатоатомні хімічні частинки (молекули, радикали, іони) із загальною молекулярною формулою $B_n$, що містять один центральний атом $A$, два або більше кінцевих атома $B$ і, як наслідок, тільки зв'язки $A-B \sigma$.

Геометрична форма частинок $AB_n$ виведена з методу валентних зв'язків, тобто зі стереохімічного розташування осей валентних гібридних орбіталей центрального атома $A$, і, отже, $sigma $-зв'язків $A-B$.

Гібридні орбіталі допомагають зрозуміти просторову будову молекул, наприклад, чому молекула води має кутову, аміаку – пірамідальну, а метану – тетраедричну конфігурацію.

Розгляд зв'язку гібридизації та форми молекул

Гідрид берилію, $BeH_2$, має лінійну структуру. Для побудови його локалізованих сполучних молекулярних орбіталей спочатку утворяться дві еквівалентні валентні орбіталі атома $ Be $, спрямовані до двох атомів водню, $ H_a $ і $ H_b $ відповідно. Це здійснюється шляхом гібридизації або змішування (складання лінійної комбінації), $2s-$ і $2p$-орбіталей $Вe$, в результаті чого виходять дві еквівалентні «$sp$-гібридні» орбіталі. Одна з цих гібридних орбіталей $sp_a$ спрямована до атома $H_a$ і сильно перекривається з $1s_a$-орбіталлю. Інша гібридна орбіталь $sp_b$ спрямована до атома $H_b$ і сильно перекривається з $1s_b$-орбіталлю. При такій схемі міркувань дві молекулярні орбіталі, що зв'язують, $BeH_2$ отримують шляхом побудови двох еквівалентних лінійних комбінацій, кожна з яких локалізована між двома атомами:

Ці локалізовані молекулярні орбіталі показано на рис. 2. На них розташовуються чотири валентні електрони, що утворюють дві локалізовані зв'язувальні електронні пари, у згоді з льюїсовою структурою зв'язку для $BeH_2$. Кожна з лінійних $sр$-гібридних орбіталей має наполовину $р$-характер і наполовину $s$-характер, а дві $sр$-орбіталі дозволяють центральному атому $Be$ у $BeH_2$ приєднувати до себе два атоми водню.

Тепер розглянемо молекулу $BH_3$ (яка спостерігається при мас-спектрометричних експериментах і є фрагментом молекули $B_2H_6$). У цій молекулі до центрального атома бору приєднано три атоми водню. Відповідно до теорії локалізованих молекулярних орбіталей, зв'язок у цій молекулі здійснюється в результаті гібридизації $2s$-орбіталі та двох $2p$-орбіталей атома бору з утворенням трьох еквівалентних $sp^2$-гібридних орбіталей. Кожна гібридна орбіталь має одну третину $s$-характер і дві третини $p$-характер. Оскільки будь-які дві $p$-орбіталі лежать в одній площині, а $s$-орбіталь не має просторової спрямованості, три $sp^2$-гібридні орбіталі лежать в одній площині. Ці три $sp^2$-гібридні орбіталі, перекриваючись з трьома водневими $1s$-орбіталями, утворюють три еквівалентні локалізовані зв'язувальні орбіталі. Кожна з таких сполучних $(sp^2+1s)$-орбіталей зайнята в молекулі $BH_3$ парою електронів, як це схематично показано на рис. 4. На підставі уявлення про гібридні орбітали можна передбачити, що молекула $BH_3$ повинна мати плоску тригональну структуру. Кут між міжядерними осями $H-B-H$, званий валентним кутом $H-B-H$, повинен становити $120^\circ$.

Рисунок 2. Пов'язані пари електронів на локалізованих зв'язках молекули $BeH_2$, утворених за участю еквівалентних гібридних $sp$-орбіталей атома $Be$. Кожна $sр$-орбіталь $Вe$ утворює локалізовану сполучну молекулярну орбіталь з $1s$-орбіталлю атома водню

Малюнок 3. Взаємне перекриття орбіталей. Гібридні орбіталі: а - перекриття $s$-орбіталей; б - перекриття $s-$ орбіталей; в - перекриття $p-$ орбіталей; г - $р$-гібридна орбіталь; д - $ sp ^ 2 $ -гібридні орбіталі; е - $sp^3$-гібридні орбіталі

Рисунок 4. Електронні пари, що узагальнюються на локалізованих зв'язках у $BH_3$

Метан, $CH_4$, має чотири еквівалентні атоми водню, приєднані до центрального атома вуглецю. Для з'єднання з чотирма атомами водню вуглецю доводиться використовувати всі валентні орбіталі. Шляхом гібридизації однієї $2s-$ і трьох $2p$-орбіталей можна отримати чотири еквівалентні $sp^3$-гібридні орбіталі. Кожна $sp^3$-гібридна орбіталь має одну чверть $s$-характер і три чверті $p$-характер. Усі чотири $sp^3$-орбіталі спрямовані до вершин правильного тетраедра, тому $sp^3$-орбіталі іноді називають тетраедричними гібридами. В результаті перекриття кожної $sp^3$-гібридної орбіталі з $1s-$ орбіталлю атома водню утворюються чотири локалізовані зв'язувальні орбіталі. Найкраще перекриття між $sp^3$- і $1s$-орбіталями виходить при поміщенні чотирьох атомів водню у вершини правильного тетраедра, як це показано на рис. 5 (де зображено куб, вершини, що чергуються якого утворюють вершини згадуваного тетраедра). У молекулі метану вісім валентних електронів (чотири від атома вуглецю та по одному від кожного з чотирьох атомів водню), які мають бути розміщені на чотирьох локалізованих зв'язувальних орбіталях. Ці вісім електронів утворюють чотири еквівалентні локалізовані сполучні електронні пари, схематично показані на рис. 5.

Структуру молекули $CH_4$ визначали різними експериментальними методами. Усі отримані дані призводять до висновку про тетраедричну будову молекули $CH_4$ (рис. 6), в повній згоді з прогнозами теорії локалізованих молекулярних орбіталей. Валентний кут $H-C-H$ дорівнює $109,5^\circ$, а довжина зв'язку $C-H$ становить $1,093 A$.

Рисунок 5. Електронні пари, що узагальнюються на локалізованих зв'язках у $СН_4$

Малюнок 6. Тетраедрична молекулярна структура $СН_4$